Chim. - In chimica inorganica, composto binario dell'ossigeno. Tutti gli elementi, eccetto qualche gas nobile, danno con l'ossigeno almeno un o. Ad esempio, l'azoto dà i seguenti o.: N₂O sottossido o o. nitroso, NO monossido o o. nitrico, N₂O₃ triossido o sesquiossido, N₂O₄ biossido o tetraossido, N₂O₅ pentaossido. Mentre per gli o. dei metalli non vi è altra denominazione, gli o. dei non metalli sono anche detti tradizionalmente anidridi. Così, ad esempio, la N₂O₃ viene anche detta anidride nitrosa, la N₂O₄ anidride nitrosonitrica; la N₂O₅ anidride nitrica. Diversi composti sono o. ma hanno anche nomi particolari: lo N₂O è detto anche protossido di azoto, ossidulo di azoto o gas esilarante; la N₂O₄ è detta anche ipoazotide. La distinzione formale fra o. e anidridi deriva dal fatto che i primi, uniti ad acqua, danno origine a idrossidi (o idrati o basi); le anidridi, unite ad acqua, danno origine ad acidi. Le eccezioni a questa regola sono numerose, anche perché esistono degli o. che possono dare origine sia a idrossidi sia ad acidi, secondo il pH della soluzione acquosa in cui vengono immessi. Si tende quindi a chiamare sempre o. questi composti, indipendentemente dal composto che nasce dal trattamento con acqua. La denominazione o. fu introdotta in tempi recenti, in luogo di calce, usata dagli alchimisti per indicare i composti che derivavano dalla calcinazione (forte riscaldamento in presenza di aria) dei metalli. A. Lavoisier (1774) dimostrò che l'o. ottenuto calcinando una certa quantità di un metallo aveva un peso superiore a quello del metallo stesso; provò, inoltre, che gli o. metallici si formavano per combinazione dei metalli con un gas esistente nell'aria, che era lo stesso che manteneva la combustione e la respirazione. Alcuni o. sono assai diffusi in natura come quello di idrogeno (acqua), di carbonio (anidride carbonica CO₂ e o. di carbonio CO), di silicio (silice SiO₂), di titanio (TiO₂), di alluminio (Al₂O₃). Numerosi sono minerali pregiati, dai quali si estraggono i rispettivi metalli: la bequerelite (o. di uranio idrato), la brucite (o. di magnesio idrato), il quarzo e il calcedonio (silice, cioè o. di silicio SiO₂), la caolinite (miscela di o. nella quale predomina quello di alluminio), il crisoberillo (o. di berillio e di alluminio), la cromite (o. di ferro e di cromo), la cuprite (ossidulo di rame CU₂O), la ematite (sesquiossido di ferro Fe₂O₃), la ferritungstite (o. di ferro e vanadio idrato), la hausmannite (o. di manganese Mn₃O₄), la magnetite (o. di ferro Fe₃O₄), il minio (o. di piombo Pb₃O₄), la pirolusite (o. di manganese MnO₂), il rutilo (o. di titanio), la tenorite (o. di rame CuO), la tungstite (o. di tungsteno WO₃ idrato), la uranoconite (o. di uranio), la valentinite (o. di antimonio Sb₂O₃) e la zincite (o. di zinco ZnO). Nella metallurgia estrattiva della maggior parte dei metalli, anche ricavati da materie prime come solfuri, silicati, ecc., l'o. è una tappa quasi obbligata nella produzione del metallo. Ad esempio, la produzione di nichel parte da minerale solfurato che viene dapprima arrostito ad o.; successivamente questo è ridotto con carbone a metallo. La produzione di ferro si fa a partire da o., per cui viene effettuata direttamente la riduzione di questi. La preparazione di o. può essere fatta per diverse vie. La più semplice è la sintesi diretta a partire dagli elementi. Bruciando del carbone si produce anidride carbonica (o biossido di carbonio) e o. di carbonio; bruciando del sodio o del potassio o del magnesio in aria si producono i rispettivi o. Na₂O, K₂O e MgO. Tutti i metalli, eccetto quelli nobili, hanno tendenza a ossidarsi all'aria per formare o. Nella maggior parte dei casi questa ossidazione è superficiale, perché il velo di o. appena formato protegge la parte sottostante dalla ulteriore ossidazione. Per calcinazione, cioè riscaldamento in aria ad alta temperatura, tutti i metalli si trasformano nei rispettivi o. La reazione è più veloce se essi sono allo stato di polvere fine. Anche in questo caso fanno eccezione i metalli più nobili (oro, platino, ecc.). Raramente gli o. dei metalli vengono preparati industrialmente per ossidazione dei metalli; normalmente si effettua il processo inverso. In certi casi questa operazione viene condotta al fine di avere degli o. molto puri, da usare ad esempio per la preparazione di vernici o catalizzatori. Molto comune è invece la preparazione di o. di non metalli per sintesi dagli elementi. Ad esempio, il pentossido di fosforo P₂O₅, che serve per la produzione di acido fosforico, viene di solito preparato per combustione del fosforo con aria:

P₄ + 5O₂ → 2P₂O₅

Non è invece possibile economicamente sintetizzare l'o. di azoto NO; esso viene quindi preparato per combustione dell'ammoniaca NH₃ con aria:

2NH₃ + O₂ → 2NO + 3H₂O

Lo NO, ossidato poi in aria a N₂O₄, serve per la produzione di acido nitrico. Lo zolfo per combustione in aria dà il biossido SO₂, detto anidride solforosa; per la produzione di acido solforico serve invece il triossido SO₃, detto anidride solforica, che si produce ossidando con aria su catalizzatori la SO₂. Molti o. di interesse industriale sono prodotti per decomposizione termica di altri composti, particolarmente carbonati, idrossidi o nitrati. Ad esempio, la calce viva (o. di calcio CaO) viene prodotta per calcinazione di carbonato di calcio, che si decompone appunto in calce e anidride carbonica:

CaCo₃ → CaO + CO₂

Analogamente l'o. di magnesio può essere ottenuto, in miscela con o. di calcio, per calcinazione della dolomite, che è un carbonato di magnesio e calcio; l'allumina, utilizzata per la produzione di alluminio, viene ottenuta per calcinazione dell'idrossido corrispondente e così via. ║ Reazioni con l'acqua: benché esistano degli o. che non hanno alcuna tendenza a reagire con l'acqua, come la silice SiO₂ o l'o. di titanio TiO₂, la maggior parte degli o. dà con l'acqua delle reazioni più o meno energiche e veloci, che portano alla formazione di basi o acidi. Come già detto, gli o. dei metalli danno basi, quelli dei non metalli danno acidi e in molti casi si ha la doppia possibilità per cui il comportamento dell'o. dipende dalle sostanze che si trovano nell'acqua e dal pH di questa. Tipicamente danno origine a basi gli o. dei metalli alcalini e alcalino-terrosi, come nei seguenti esempi:

Na₂O + H₂O → 2NaOH
CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Danno invece origine ad acidi gli o. degli elementi più elettronegativi (zolfo, azoto, fosforo, ecc.), come appare nei seguenti esempi:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃
SO₃ + H₂O → H₂SO₄
P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄
N₂O₄ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

Molti o. hanno comportamento anfotero, cioè secondo le condizioni in cui vengono a trovarsi. Ad esempio, l'allumina Al₂O₃ in forma solubile viene sciolta in forma di idrato Al(OH)₃; questo composto può essere però sia acido (se in ambiente molto basico) sia basico (in ambiente molto acido). Infatti, se nella soluzione è presente della soda caustica in quantità, si forma metaalluminato sodico Na₂AlO₂ secondo la reazione:

Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H₂O

o addirittura alluminato sodico Na₂AlO secondo la reazione:

Al(OH)₃ + 3NaOH → Na₃AlO₃ + 3H₂O

In ambiente acido, ad esempio per acido solforico, l'idrossido di alluminio viene sciolto con formazione di sali di alluminio catione, come nella reazione:

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Un comportamento analogo, almeno formalmente, è presentato anche da altri o. fra i quali quelli di zinco, stagno, piombo, antimonio, bismuto, titanio, cromo, tungsteno, molibdeno, vanadio, manganese, ecc. Si è sottolineato che la derivazione degli acidi dagli o. può anche essere solo formale. Ad esempio, il biossido di titanio TiO₂ trattato con acqua o con soluzione di basi, per quanto concentrate, non dà assolutamente i titanati Me₂TiO₃ o Me'TiO₃ (ove Me sta per un metallo alcalino e Me' per un metallo bivalente), alcuni dei quali peraltro esistono in natura. I titanati alcalini possono però essere preparati fondendo un alcale caustico con TiO₂ in miscela intima. Da questi sali, poi, è possibile preparare l'acido metatitanico H₂TiO₃ o l'acido ortotitanico H₄TiO₄ per spostamento dai loro sali. D'altra parte si possono preparare dei sali in cui il titanio si comporta da catione metallico. Se si considerano invece gli alogenuri, come ad esempio il tetracloruro TiCl₄, si osserva un comportamento molto diverso da quello di altri cloruri (NaCl, CaCl₂, FeCl₂, ecc.) perché è un liquido bassobollente, poco solubile in acqua, che mostra spiccate caratteristiche dei composti dotati di legami covalenti. ║ Legami chimici negli o.: mentre certi o. presentano legami con spiccate caratteristiche ioniche, particolarmente quelli dei metalli alcalini e alcalino-terrosi, altri, particolarmente quelli dei non-metalli, presentano caratteristiche di legame tipicamente covalenti. In realtà i legami fra ossigeno e altri elementi negli o. non sono mai né completamente ionici né completamente covalenti. In base alla teoria elettronica della valenza, si può stabilire approssimativamente la percentuale di ionicità dei legami con l'ossigeno negli o., partendo dalle differenze di elettronegatività. Si ricavano quindi i seguenti valori, per alcuni o.:

Ossido	% di ionicità del legame
K₂O	84
Na₂O	82
MgO	74
TiO₂	63
Al₂O₃	63
SiO₂	51
Fe₂O₃	51
CuO	47
P₂O₅	39
H₂O	39
CO/CO₂	22
NO/N₂O₃	6
Cl₂O/ClO₂	6

Come appare a prima vista, la percentuale di ionicità del legame con l'ossigeno è del 70÷80% per gli o., che in soluzione danno decisamente idrossidi; è del 45÷70% per quelli a comportamento anfotero, che possono dare sia basi sia acidi, e inferiore al 45% per quelli che danno decisamente acidi. È una caratteristica dei legami degli o., soprattutto dei metalli, di essere stabili, tanto è vero che i refrattari sono quasi sempre costituiti da una miscela di o. fra i quali predominano SiO₂, Al₂ O₃, MgO, CaO, Fe₂O₃, Cr₂O₃ e FeO. Questi o. hanno, infatti, delle temperature di fusione molto elevate che sono, rispettivamente: 1.710°C, 2.030°C, 2.800°C, 2.570°C, 1.560 °C (decomposizione), 1.900 °C e 1.420 °C. ║ Perossidi: particolari o. che presentano un ponte fra due atomi di ossigeno del tipo ―O―O―. Il perossido più comune è quello di idrogeno, detto più comunemente acqua ossigenata H₂O₂, e in commercio in miscela con acqua, che ha una formula del tipo:

Sono noti diversi altri perossidi, aventi formula analoga a quella della H₂O₂, come il perossido di sodio Na₂O₂, il perossido di potassio K₂O₂, ecc. Talvolta il nome perossido è usato impropriamente per altri o. aventi due atomi di ossigeno (come PbO₂, MnO₂, ecc.) che non hanno il ponte ossigeno ma presentano, come i veri perossidi, la caratteristica di cedere facilmente ossigeno, per cui si comportano come energici ossidanti. I perossidi vengono utilizzati per questo motivo; assai diffuso è l'impiego di quello di idrogeno, che presenta anche forti proprietà disinfettanti e sbiancanti e si commercia in soluzione in H₂O dal 3% (detta 10 volumi) al 30% (detta 100 volumi). ║ O. organici: si differenziano nettamente dagli o. elementari di cui si è detto sopra. La denominazione o. viene data invece ai composti contenenti un anello triatomico, che comprende due atomi di carbonio e uno di ossigeno. Ad esempio, i seguenti composti:

sono detti rispettivamente o. di etilene e o. di propilene. La loro denominazione deriva dal fatto che si ottengono con relativa facilità ossidando con aria, in presenza di catalizzatori quali composti di argento, le corrispondenti olefine (etilene e propilene). Questi due composti sono anche i più importanti fra gli o. organici, in quanto intermedi per la produzione di molte sostanze chimiche. L'o. di cacodile è un composto di formula:

ottenibile per distillazione di anidride arseniosa As₂O₃ con acetato di potassio CH₃―COOK. Presenta un odore nauseante (ragione del suo nome) e ha importanza più che altro storica, perché è uno dei primi composti metallorganici sintetizzati; inoltre, il radicale (CH₃)₂ As―, detto cacodile, è stato uno dei primi riconosciuti; esso passa invariato attraverso diverse reazioni dell'o. di cacodile. Gli o. molecolari o molossidi sono composti ciclici del tipo:

(ove R- è un radicale alchilico), che si formano per addizione di ossigeno ai cheto-cheteni. Si tratta di composti che hanno importanza solo come intermedi di reazioni chimiche in quanto sono estremamente instabili e molto reattivi, tanto è vero che già a temperatura ambiente si decompongono in anidride carbonica e un chetone.

Òssido.